Fiche de révision : Liaisons et interactions moléculaires

📋 Plan du Cours

1. Liaison covalente et valence
2. Géométrie moléculaire de Gillespie
3. Polarité et moment dipolaire
4. Forces intermoléculaires fondamentales
5. Forces de Van der Waals
6. Liaisons hydrogène et vivant
7. Potentiel d’interaction

📖 1. Liaison covalente et valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Mise en commun d’une paire d’électrons provenant des couches de valence de deux atomes.
• Liaison de coordination : Liaison covalente dont les deux électrons proviennent de la couche de valence d’un seul des deux atomes.

★ À maîtriser

• Dans la molécule HCl, l’hydrogène satisfait la règle du duet avec 2 électrons de valence et le chlore satisfait la règle de l’octet avec 8 électrons de valence.

• Lors d’une promotion de valence, un électron de la couche de valence passe vers un sous-niveau d’énergie supérieur, ce qui modifie le nombre d’électrons célibataires.

• Dans le méthane CH₄, un électron de la sous-couche 2s² du carbone est promu vers la sous-couche 2p³, ce qui conduit à une hybridation sp³.

Compléments

• Une liaison covalente est une liaison de forte intensité, de l’ordre de centaines de kJ/mol.

💡 Astuce mémo

Covalente = partage d’électrons ; dative = paire fournie par un seul atome

📖 2. Géométrie moléculaire de Gillespie

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Gillespie : Modèle déterminant la structure spatiale d’un édifice moléculaire simple en considérant la répulsion des paires électroniques de la couche de valence autour d’un atome central.

★ À maîtriser

📐 Formule — Dans la notation AXmEn, A est l’atome central, X représente le nombre m d’atomes ou d’ions liés à A, E représente le nombre n de doublets non liants et le nombre stérique vérifie $N=m+n$.

• Les géométries associées aux valeurs de N sont:

  • N = 2 : linéaire
  • N = 3 : triangulaire
  • N = 4 : tétraédrique
  • N = 5 : bipyramidale trigonale
  • N = 6 : octaédrique

• La molécule H₂O correspond à AX₂E₂ : les deux hydrogènes et les deux doublets non liants de l’oxygène occupent quatre sommets, et les répulsions des doublets libres réduisent l’angle H–O–H.

Compléments

• La molécule CH₄ possède une structure tétraédrique et la liaison C–H est une liaison sigma d’environ 109 pm.

💡 Astuce mémo

Lewis → N = m + n → géométrie

📖 3. Polarité et moment dipolaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison polarisée : Liaison entre deux atomes possédant une différence d’électronégativité, l’atome le moins électronégatif portant δ+ et l’atome le plus électronégatif portant δ−.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le moment dipolaire vérifie $\mu=\delta d$ et son module s’exprime en Debyes ; dans la relation donnée, $|\mu|=4{,}8\,(q/e)\,d$, avec d comme distance internucléaire en ångströms.

• Dans une molécule comportant plusieurs liaisons polaires, le moment dipolaire moléculaire est la somme vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons polaires.

Compléments

• Une molécule polaire se solubilise plus facilement dans un solvant polaire, car les deux espèces possèdent un moment dipolaire.

💡 Astuce mémo

Différence d’électronégativité → charges partielles → dipôle → polarité

📖 4. Forces intermoléculaires fondamentales

🔑 Notions clés & Définitions

• Force intermoléculaire : Force d’attraction ou de répulsion entre des espèces à couches électroniques fermées, sans mise en commun de paires d’électrons.

★ À maîtriser

📌 L’interaction ion-ion agit entre deux ions et peut être attractive ou répulsive selon leurs charges, tandis que l’interaction ion-dipôle agit entre un ion et une molécule polaire.

• L’interaction ion-ion est forte, d’environ 250 kJ·mol⁻¹, et possède une longue portée proportionnelle à $1/r$.

• Les forces de Van der Waals sont des forces intermoléculaires attractives de courte portée et de faible énergie, dont l’énergie est proportionnelle à $1/r^6$.

Compléments

• L’interaction ion-dipôle, comme celle entre Na⁺ et H₂O, est de l’ordre de 15 kJ·mol⁻¹ et son énergie est proportionnelle à $1/r^2$.

💡 Astuce mémo

Ion-ion forte et longue portée ; Van der Waals faible et courte portée

📖 5. Forces de Van der Waals

★ À maîtriser

• Les forces de Keesom sont des attractions d’orientation entre deux dipôles permanents de molécules polaires et ont une énergie d’environ 0,2 kJ·mol⁻¹.

• Les forces de Debye apparaissent lorsqu’un dipôle permanent polarise le nuage électronique d’une molécule apolaire, créant chez celle-ci un dipôle induit.

• Les forces de London résultent d’un dipôle instantané créé par une fluctuation électronique, qui induit un dipôle instantané dans une molécule voisine.

• Les forces de London existent entre toutes les molécules et constituent la seule contribution de Van der Waals entre deux molécules apolaires.

Compléments

• Les forces de Debye ont une énergie d’environ 0,3 kJ·mol⁻¹ et peuvent aussi s’ajouter aux forces de Keesom entre deux molécules polaires.

• Les forces de London ont une énergie d’environ 2 kJ·mol⁻¹ et la composante de dispersion est la plus importante des forces de Van der Waals.

💡 Astuce mémo

Keesom : orientation → Debye : induction → London : dispersion

📖 6. Liaisons hydrogène et vivant

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : Force d’attraction intermoléculaire entre un hydrogène lié à un atome électronégatif A et un atome électronégatif B portant un doublet non liant.

★ À maîtriser

• Dans une liaison hydrogène A–H···B, A et B sont électronégatifs et portent δ−, tandis que l’hydrogène porte δ+.

• La liaison hydrogène possède une énergie d’environ 20 kJ·mol⁻¹, supérieure à celle des forces de Van der Waals, et peut agir à longue distance.

• Les liaisons hydrogène contribuent à la cohésion de l’eau liquide et jouent un rôle majeur dans la structure spatiale des protéines.

Compléments

• Les atomes électronégatifs impliqués dans les liaisons hydrogène sont surtout l’azote, l’oxygène et le fluor.

💡 Astuce mémo

A–H···B : un hydrogène δ+ entre deux atomes électronégatifs

📖 7. Potentiel d’interaction

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel d’interaction : Résultante du potentiel de répulsion et du potentiel d’attraction entre deux molécules.
• Distance d’équilibre : Distance à laquelle les forces d’attraction et de répulsion entre deux molécules s’équilibrent.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Le potentiel de répulsion, dû à l’impénétrabilité des nuages électroniques trop proches, est proportionnel à $1/r^n$ avec $10<n<15$.

📐 Formule — Le potentiel d’attraction résultant des interactions intermoléculaires attractives est proportionnel à $1/r^6$.

• À la distance d’équilibre, les molécules sont liées par une énergie de stabilisation d’environ 10 kJ·mol⁻¹, soit 10 à 100 fois moins que les liaisons covalentes.

💡 Astuce mémo

Molécules trop proches → répulsion ; distance modérée → attraction ; équilibre → stabilisation

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des interactions intermoléculaires